МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ А.А. МЕДВЕДЕВ, Л.С. САМОЙЛИК

МОСКОВСКИЙ АВТОМОБИЛЬНО-ДОРОЖНЫЙ
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ
УНИВЕРСИТЕТ (МАДИ)
А.А. МЕДВЕДЕВ, Л.С. САМОЙЛИК
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ ХИМИИ
ДЛЯ СТУДЕНТОВ-ИНОСТРАНЦЕВ
ПОДГОТОВИТЕЛЬНОГО ФАКУЛЬТЕТА
ЧАСТЬ 3
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
МОСКОВСКИЙ АВТОМОБИЛЬНО-ДОРОЖНЫЙ
ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
(МАДИ)
Кафедра общетеоретических дисциплин
Утверждаю
Зав. кафедрой, доцент
___________ И.А. Косарева
"___" ____________ 2013 г.
А.А. МЕДВЕДЕВ, Л.С. САМОЙЛИК
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ ХИМИИ
ДЛЯ СТУДЕНТОВ-ИНОСТРАНЦЕВ
ПОДГОТОВИТЕЛЬНОГО ФАКУЛЬТЕТА
ЧАСТЬ 3
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
МОСКВА
МАДИ
2013
УДК 54
ББК 24
МАДИ, 2013
3
1. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ АТОМОВ. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Атомы элементов имеют разную электронную конфигурацию, то
есть разное электронное строение. Есть конфигурации, которые
энергетически выгодны (обладают низкой энергией) и поэтому очень
устойчивы. Это, например, «электронный октет», когда во внешнем
слое атома находится 8 электронов, и слой является завершенным.
Такое электронное строение имеют неон Ne, аргон Ar и другие
инертные газы1. Их атомы стремятся сохранить завершенный внешний слой. Поэтому инертные газы обычно не вступают в химические
реакции.
Напротив, атомы элементов с незавершенным внешним слоем
взаимодействуют друг с другом, чтобы приобрести электронный октет (или другую устойчивую конфигурацию) и таким образом уменьшить свою энергию. При этом металлы теряют валентные электроны, а неметаллы присоединяют дополнительные электроны или используют электроны совместно с атомами других неметаллов. В результате их общая энергия снижается, часть энергии выделяется
(обычно в виде тепла), а между атомами возникает химическая
связь.
В зависимости от электроотрицательности элементов, то есть
их способности присоединять и удерживать электроны, эта связь
может быть разная:
ковалентная связь;
ионная связь;
металлическая связь.
2. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
Ковалентная связь образуется, как правило, между неметаллами2. Атом неметалла имеет большую электроотрицательность. Он
притягивает электроны другого атома и стремится завершить внешний слой. Но и другой атом неметалла хорошо удерживает свои
электроны и пытается присоединить чужие. Поэтому неметаллы не
1
У инертного газа гелия завершенный внешний слой содержит 2 электрона. Для элементов I периода это устойчивая конфигурация.
2
В некоторых реакциях амфотерные металлы (цинк Zn, бериллий Be, алюминий Al и
другие) ведут себя как неметаллы и тоже образуют ковалентные связи.
4
теряют электроны, а делят их друг с другом: электроны становятся
общими. Эти общие электроны большую часть времени движутся в
пространстве между атомными ядрами. Они притягивают положительно заряженные ядра и удерживают атомы вместе, в результате
чего между атомами возникает связь.
Для каждой ковалентной связи требуется два электрона – общая электронная пара.
Ковалентная связь – это химическая связь, которая образуется с помощью электронной пары, общей для двух
атомов.
!
2.1. Механизмы образования ковалентной связи
Общая электронная пара образуется разными способами.
2.1.1. Обменный механизм
Обычно каждый атом неметалла предоставляет для ковалентной связи один неспаренный электрон, и таким образом общая пара
состоит из электронов разных атомов.
Пример 1. Молекула фтора F2.
Атомы фтора F (1s22s22p5) имеют во внешнем слое 7 валентных
электронов, один из которых неспаренный:
, или F .
2s2
2p5
Для создания электронного октета каждый атом должен присоединить еще 1 электрон. При взаимодействии атомов фтора их неспаренные электроны образуют общую электронную пару. В результате во внешнем слое каждого атома будет по 8 электронов: слои
становятся завершенными.
F F
F + F
( F – F , или F – F, или F2)
общая электронная пара
неподелѐнная электронная
пара
или
F
+
FF
F
F
5
или
F
ковалентная связь
F
2s2
2p5
Пример 2. Молекула кислорода О2.
Атомы кислорода О (1s22s22p4) имеют во внешнем слое
6 валентных электронов:
, или О .
2s2
2p4
Четыре электрона (по два неспаренных электрона от каждого
атома) образуют две общие электронные пары. Таким образом, в
молекуле О2 атомы соединяются двумя ковалентными связями, а
внешние электронные слои атомов становятся завершенными
(по 8 ē).
(O –
– O, или О2)
О + О
О О
или
2s2
2p4
O
O
Пример 3. Молекула аммиака NH3.
Каждый атом водорода Н содержит по 1 электрону (1s1) и для
завершения слоя стремится присоединить еще один электрон. Атому азота N (1s22s22p3) требуется еще 3 электрона для получения
электронного октета.
В результате атом азота использует свои неспаренные электроны для образования трех ковалентных связей с атомами водорода.
N + H + H + H
или
2s2
2p3
N
1s1 1s1 1s1
H
H
H
H N H
H
( H – N – H , или NH3)
ı
H
6
2.1.2. Донорно-акцепторный механизм
Как видно из примеров 1-3, ковалентная связь образуется с помощью общей электронной пары, для которой каждый атом дает по
одному неспаренному электрону. Но возможен и другой вариант.
Если один из атомов имеет неподелѐнную электронную пару, а
другой атом – свободную орбиталь, то электронная пара может занять эту орбиталь и стать общей для атомов. Электроны для связи в
этом случае дает один атом – донор, а второй атом – акцептор –
предоставляет место для этих электронов (то есть свою атомную
орбиталь).
Ковалентная связь, которая образуется таким образом, называется донорно-акцепторной связью (ДАС). Она ничем не отличается
от обычной ковалентной связи, и название указывает только на особый способ ее образования.
Пример 4. Катион аммония NH4+.
В отличие от атома водорода Н (1s1) катион Н+ (1s0) не содержит
электронов. Для завершения внешнего слоя ему, как элементу
I периода, достаточно 2-х электронов. При взаимодействии с аммиаком NH3 катион Н+ принимает неподеленную электронную пару азота
на свою 1s-орбиталь и образует с азотом ковалентную связь – его
внешний слой становится завершенным.
H N H
H
+
аммиак NH3
+
H
+
H
H N H
H
атом азота N в NH3 – донор,
катион водорода Н+ - акцептор
катион аммония NH4+
В катионе аммония NH4+ все четыре ковалентные связи совершенно одинаковые и нельзя определить, какая из них образовалась
по донорно-акцепторному механизму.
2.2. Полярность ковалентной связи и полярность молекул
Если ковалентная связь соединяет два одинаковых атома (например, в молекуле F2), то общая электронная пара принадлежит им
в равной степени.
F
F .
7
В этом случае атомы имеют одинаковую электроотрицательность, то есть притягивают электроны с одинаковой силой. Такая ковалентная связь называется неполярной.
Если же атомы разные, то общие электроны смещаются к более
электроотрицательному атому. Например, электроотрицательность
хлора больше, чем водорода, и общая электронная пара смещается
к хлору:
δ+
H
Cl, или
δ-
H Cl
(ЭОH
ЭОCl).
В результате атом хлора получает отрицательный частичный
заряд δ- («дельта минус»), а атом водорода – такой же положительный заряд δ+ («дельта плюс»), и ковалентная связь становится полярной.
Ковалентная полярная связь – это наиболее типичный вид связи
в веществах.
!
Если общая электронная пара принадлежит двум атомам
в равной степени – это неполярная ковалентная связь.
Если общая электронная пара частично смещена к одному из атомов – это полярная ковалентная связь.
Чем сильнее различаются электроотрицательности атомов, тем
больше полярность связи между ними. Так, полярность связи H–C
меньше, чем H–F, потому что (ЭОH – ЭОC) < (ЭОH – ЭОF), а связь Н–Н
неполярная (ЭОH – ЭОH = 0).
Молекулы тоже могут быть неполярными или полярными.
В простых веществах, где все атомы одинаковые, связи неполярные и молекулы тоже неполярные (H2, O2, P4, S8 и другие).
Рассмотрим сложные вещества. Молекула хлороводорода HCl,
как и любая другая двухатомная молекула с полярной связью, – это
полярная молекула, или диполь3. Полярность более сложных молекул зависит от направления связей, то есть от расположения атомов
в пространстве.
3
Диполем называется частица, в которой центры положительного и отрицательного
зарядов не совпадают, находятся в разных местах. Величина диполя тем больше, чем
больше заряды и расстояние между ними.
8
Пример 5. Полярность молекул оксида углерода (IV) и воды.
В трехатомной молекуле СО2 все атомы расположены на прямой линии (линейная молекула). Все связи полярные. Центр отрицательных зарядов находится между атомами кислорода, то есть на
атоме углерода. Он совпадает с положительным зарядом, который
также находится на углероде.
δ-
δ+
δ-
O .
O С
С
Следовательно, молекула СО2 – неполярная молекула.
В трехатомной молекуле Н2О атомы расположены под углом
друг к другу (угловая молекула). Все связи полярные. Центр положительных зарядов находится между атомами водорода. Он не совпадает с отрицательным зарядом на атоме кислорода.
δ-
O
С
δ+ H
H δ+
центр положительных
зарядов
Следовательно, молекула Н2О полярная (диполь).
2.3. Порядок ковалентной связи, валентность
и степень окисления элемента
!
Порядок связи – это число ковалентных связей между
двумя атомами.
В молекулах водорода Н Н , кислорода О О и азота N N
порядок связи равен 1, 2 и 3, соответственно. Другими словами, в
молекуле Н2 – одинарная связь, в О2 – двойная связь и в N2 – тройная связь. В молекуле аммиака NH3 есть три одинарные, а в молекуле СО2 – две двойные связи. Общее название двойных и тройных
связей – кратные связи4.
!
Валентность элемента (W) – это число ковалентных связей, которые его атом образует с другими атомами.
В молекуле воды Н2О каждый из двух атомов водорода образует
с кислородом одинарную связь. Таким образом, валентность водорода в воде равна WH=1, а валентность кислорода – WO=2. В моле4
Как будет показано далее, порядок связи может быть дробным.
9
куле О С О углерод четырехвалентен (WC=4). Валентность
инертных газов гелия Не и неона Ne, атомы которых не образуют
химических связей, равна нулю (WHe=0, WNe=0). Ноль – это наименьшее возможное значение валентности, отрицательной она быть
не может.
Из определения следует, что валентность существует только
для ковалентных связей и не используется для других видов связи.
Если ковалентные связи образуются по обменному механизму,
то валентность элемента будет равна числу неспаренных электронов во внешнем слое атома.
Пример 6. Валентность азота N, кислорода О и фтора F.
2s
2
2
2p
3
N (1s 2s 2p )
WN=3
(N2, NH3, NCl3, N2O3);
O (1s22s22p4)
WO=2
(O2, H2O, CO2, SO3);
F (1s22s22p5)
WF=1
(F2, HF, OF2, SF6).
Когда в химической реакции атом получает энергию, его электронное строение может измениться. Неподелѐнные электронные
пары распариваются, и валентные электроны переходят на свободные орбитали с более высокой энергией того же энергетического
уровня. В результате такого возбуждения число неспаренных электронов в атоме, а значит, и валентность элемента увеличиваются.
Элемент проявляет переменную валентность.
Пример 7. Валентность углерода С и серы S.
2
2
2
C (1s 2s 2p )
основное
состояние атома
2
1
3
C (1s 2s 2p )
2s2
2p2
+Е
возбуждение
2s1
2p3
WC=2
(CO);
WC=4
(CO2, СН4, Н2СО3).
возбуждѐнное
состояние атома
Таким образом, углерод имеет переменную валентность 2 и 4.
10
3s2
3p4
3d0
S (1s22s22p63s23p43d0)
WS=2 (H2S, SCl2);
основное
состояние атома
возбуждение
+Е
3s2
3p3
3d1
S (1s22s22p63s23p33d1)
WS=4 (SO2, H2SO3);
возбуждѐнное
состояние атома
3s1
S (1s22s22p63s13p33d2)
возбуждение
+Е
3p3
3d2
WS=6 (SO3, SF6).
возбуждѐнное
состояние атома
Сера имеет переменную валентность 2, 4 и 6.
Можно видеть, что при возбуждении атома все валентные электроны становятся неспаренными. При этом валентность достигает
максимального значения, равного номеру группы, в которой находится элемент в периодической системе.
Исключением являются элементы II периода: азот N, кислород
O и фтор F. Во внешнем слое их атомов нет свободных орбиталей,
на которые могут переходить электроны при возбуждении. Поэтому
они имеют постоянную валентность меньше, чем номер группы (см.
пример 6). Однако если учитывать донорно-акцепторные связи, максимальная валентность этих элементов увеличится.
Как показано в примере 4, трехвалентный азот аммиака образует ДАС с катионом водорода и становится четырехвалентным:
H+ + NH3 = NH4+.
Точно так же двухвалентный атом кислорода в молекуле воды
присоединяет катион водорода и образует катион оксония Н3О+, в
котором его валентность увеличивается до 3:
H+ + H2O = H3O+.
Однако в любом случае ковалентные связи имеют свойство насыщаемости. Другими словами, атомы образуют ограниченное число таких связей, которое зависит от их электронного строения.
11
Степень окисления (СО) показывает, сколько электронов
при образовании связи смещается к атому элемента (знак
«минус») или от него (знак «плюс»).
!
Пример 8. Молекула фтора F2.
В молекуле F2 связь неполярная. Общие электроны не смещены
ни к одному из атомов, поэтому степень окисления фтора СОF=0.
По той же причине степень окисления любого элемента в простом веществе равна нулю:
0
00
00
00
H2, O2, P4, S8.
В то же время валентность элементов здесь не равна нулю
(WF=1, WO=2 и т. д.), и этим она отличается от степени окисления.
Пример 9. Молекулы хлороводорода HCl и воды H2O.
Ковалентные связи в этих молекулах полярные. В молекуле HCl
к хлору смещается один электрон водорода, а в молекуле H2O к кислороду – 2 электрона (по одному от каждого атома Н). Степени
окисления будут следующие:
+1
-1
H Cl ,
+1
-2
+1
H O H.
Таким образом, знак степени окисления указывает на направление сдвига электронов: «–» для более электроотрицательного и «+»
для более электроположительного элемента. В этом заключается
другое отличие степени окисления от валентности: степень окисления может быть меньше нуля, тогда как валентность не имеет знака.
Надо сказать, что степень окисления не равна заряду атома в
молекуле. Смещение электронов происходит не полностью, а частично, поэтому и частичный заряд атома будет меньше его степени
окисления. Например, в молекуле HCl степени окисления атомов
равны ±1, а частичные заряды δ=±0,17.
Поскольку электроны смещаются от одних атомов (знак «+») к
другим (знак «–»), то суммы положительных и отрицательных степеней окисления должны быть равны друг другу. Это объясняет известное правило: сумма степеней окисления всех атомов в веществе равна нулю.
12
Пример 9. Молекулы пероксида водорода H2O2 и уксусной кислоты СН3СООН.
Как показывают структурные формулы, эти молекулы содержат
и полярные, и неполярные связи. Чтобы найти степени окисления,
надо учитывать смещение электронов только полярных связей.
+1
H
+1
-1
-1
+1
H
O O
H
+1
H
-3
-2
+3
C
C
O
-2
O
+1
H
H
+1
Таким образом, уксусная кислота содержит разные атомы уг-3 +3
лерода (С и С), и его средняя степень окисления равна нулю5. Это
нулевое значение будет получено и в том случае, если записать
формулу СН3СООН в виде С2Н4О2, принять СОС=х, СОН=+1, СОО=-2
и решить уравнение:
2·х + 4·1 - 2·2 = 0
х=0.
2.4. Перекрывание орбиталей
В отдельных атомах электроны движутся главным образом в
пределах атомных орбиталей. Когда образуется ковалентная связь,
атомы сближаются и атомные орбитали внешних слоев частично
налагаются друг на друга – перекрываются.
Есть разные виды перекрывания, например:
z
z
x
1.
+
x
y
y
s-орбиталь
перекрывание
s-орбиталь
z
z
2.
5
(s-s)
x
+
x
y
y
s-орбиталь
р-орбиталь
(s-р)
Средняя степень окисления может оказаться дробной. Например, в веществе H2S3
(H–S–S–S–H) крайние атомы серы имеют степень окисления -1, центральный атом – 0,
2
и ее среднее значение для серы равно - /3.
13
z
z
x
3.
x
+
y
y
р-орбиталь
р-орбиталь
z
(р-р)
z
4.
x
y
+
x
y
р-орбиталь
р-орбиталь
(р-р)
Если орбитали перекрываются на линии, которая соединяет центры атомов, то образуется ковалентная сигмасвязь ( -связь), если по обе стороны от этой линии, то ковалентная пи-связь ( -связь).
!
Прочность связи зависит от степени перекрывания атомных орбиталей. Перекрывание оказывается более полным у сигма-связи,
поэтому она образуется в первую очередь. Значит, если атомы соединяются друг с другом ковалентными связями, σ-связь всегда
присутствует:
A
σ
B,
A
σ
B,
A
σ
B.
Рассмотрим примеры перекрывания орбиталей. В каждом случае изобразим строение молекулы тремя разными схемами и сделаем вывод о виде связи между атомами (используем результаты
примеров 1-3).
Пример 10. Молекула фтора F2.
Связь образуется с помощью одной обF F
щей электронной пары – это ковалентная
одинарная σ-связь. Атомы одинаковые –
связь неполярная.
2
5
2s
F
F
2p
σ
Связь образована р-электронами – это
σ(р-р)-связь.
14
σ
Вывод: в молекуле F2 ковалентная одинарная неполярная σ (р-p) – связь.
F
F
Пример 11. Молекула кислорода О2.
Связь образуется с помощью двух об.. ..
щих электронных пар – это ковалентная
О
.. О
..
двойная связь, которая включает одну σ- и
одну π-связь. Атомы одинаковые – связи не2
4
2s
2p
полярные.
О
Связи образованы р-электронами – это
σ π
σ(р-р)- и π(р-р)-связи.
О
π
σ
Вывод: в молекуле О2 ковалентная
двойная неполярная связь, которая включает
одну σ(р-р)- и одну6 π(р-р)-связи.
O
O
Пример 12. Молекула аммиака NH3.
Три связи образуются с помощью трех
H N H
общих электронных пар (одна пара для кажH
дой связи) – это три ковалентные одинарные
2
3
2s
2p
σ-связи.
N
Связи образованы s- и р-электронами –
σ σ σ
это σ(s-р)-связи.
1s1 1s1 1s1
H
H
H
H
σ
N
H
Вывод: в молекуле NH3 три ковалентные
одинарные полярные σ(s-p) – связи.
σ
H
6
σ
Орбитали электронов, образующих π-связь, перекрываются в двух местах (показано
пунктирными линиями). Однако это одна π-связь, так как там движется одна электронная пара.
15
2.5. Гибридизация орбиталей
Когда образуется молекула, может происходить гибридизация
орбиталей атомов.
Гибридизация орбиталей – это выравнивание орбиталей
атома по форме и энергии при образовании ковалентной
связи.
!
В процессе гибридизации несколько орбиталей атома разной
формы и энергии становятся одинаковыми (гибридными). Они вытягиваются в направлении связей и лучше перекрываются с орбиталями другого атома. В результате выделяется дополнительное количество энергии, и связи становятся более прочными.
Для элементов второго периода возможны три вида гибридизации:
1. sp3 – гибридизация.
Как известно, внешний слой элементов II периода включает одну s-орбиталь (шар) и три взаимно перпендикулярные p-орбитали
(гантели). В процессе sp3 - гибридизации все они изменяются. Образуются четыре одинаковые гибридные sp3- орбитали:
АО до гибридизации
sp3
s
p
p
p
АО после гибридизации
sp3-гибридизация
sp3
sp3
sp3
2. sp2 – гибридизация.
В этом случае изменяются одна s- и две р-орбитали. Еще одна
р-орбиталь остается без изменения.
16
АО до гибридизации
АО после гибридизации
sp2
s
sp2-гибридизация
p
sp2
sp2
p
p
p
3. sp – гибридизация.
Изменяются одна s- и одна р-орбиталь. Две другие р-орбитали
не изменяются.
АО до гибридизации
АО после гибридизации
sp
s
sp
sp-гибридизация
p
p
p
p
p
Можно заметить, что общее число валентных орбиталей атома
не изменяется; для элементов II периода до и после гибридизации
оно остается постоянным и равным 4.
Рассмотрим все эти виды гибридизации на примере соединений
углерода (1s22s22p2). Практически во всех соединениях валентность
углерода равна четырем, так как в результате возбуждения на внешнем уровне его атома находится 4 неспаренных электрона (см. с. 9):
2s2
2p2
возбуждение
2s1
2p3
.
Пример 13. Строение молекулы метана СН4.
В этой молекуле вместо s- и p-орбиталей углерода возникают
четыре новые, совершенно равные по энергии орбитали. Происходит sp3-гибридизация валентных орбиталей атома.
17
1
3
2s
2p
sp3
3
sp -гибридизация
.
Каждая sp3-гибридная орбиталь углерода перекрывается с
s-орбиталями атомов водорода, образуя четыре ковалентные одинарные σ-связи. Электронно-графическая формула молекулы метана СН4 приведена на схеме ниже.
H
H
1s1
1s1
σ
σ
С sp
3
σ
σ
1s1
1
1s
H
H
Пример 14. Строение молекулы этилена С2Н4.
Здесь атомы углерода находятся в состоянии sp2-гибридизации:
2s1
2p3
sp2
sp2-гибридизация
2p
.
Три гибридные орбитали атома углерода лежат в одной плоскости. Они образуют σ-связи с соседним атомом углерода и двумя
атомами водорода.
σ
H
C
H
σ
σ
σ
H
C
H
σ
Четвертая, не изменившаяся р-орбиталь, перпендикулярна этой
плоскости. Она перекрывается над и под плоскостью с такой же
р-орбиталью соседнего атома углерода, и за счет этого между атомами углерода образуется π-связь.
H
H
σ
H
H
или
H
H
σ
H
H
18
Таким образом, в молекуле С2Н4 между атомами углерода есть
двойная связь: одна σ-связь и одна π-связь.
H H
1
1s1
1s
σ
σ
2
С sp
2p
σ
С sp2
H
,
C
или
H
2p
σ
H
σ
C
π
H
σ
1
1s1
1s
H H
Пример 15. Строение молекулы ацетилена С2Н2.
В молекуле ацетилена атомы углерода имеют sp-гибридизацию:
2s1
2p3
sp
sp-гибридизация
2p2
.
Две гибридные орбитали каждого атома углерода лежат на одной линии, но направлены в противоположные стороны. Одна из них
перекрывается с s-орбиталью водорода, образуя σ-связь С-Н, а вторая образует σ-связь С-С с соседним атомом углерода.
σ
σ
σ
H
H
С
С
Две р-орбитали атома углерода, которые не изменили свою
форму и энергию, перпендикулярны этой линии и друг другу. Они
перекрываются с такими же орбиталями соседнего атома углерода и
образуются две π-связи (показаны на рисунке жирным пунктиром).
H
H
σ
H
H
Следовательно, в ацетилене между атомами углерода есть
тройная связь: одна σ-связь и две π-связи.
19
Электронно-графическая и структурная формулы молекулы С2Н2
представлена на схеме ниже.
H
1s1
σ
2
С sp
2p
H
σ
С sp2
C
π
σ
π
C
H
2p
σ
1
1s
H
Есть и другие виды гибридизации. Они характерны для элементов третьего и последующих периодов. Из них наиболее часто
встречается sp3d2-гибридизация. Пример – молекула гексафторида
серы SF6, в которой шесть гибридных орбиталей серы образуют
σ-связи с атомами фтора.
2.6. Геометрическая форма молекул
В пространстве ковалентные связи располагаются на максимальном удалении друг от друга, так как их электроны взаимно отталкиваются. Другими словами, связи атома должны быть направлены так, чтобы углы между ними были максимально возможными.
Например, если атом образует две σ-связи (π-связи можно не учитывать: их направление такое же, как у σ-связей), максимальный
угол между ними, очевидно, равен 360о/2 = 180о. Поэтому в молекуле
ацетилена С2Н2 (см. выше) все атомы находятся на одной прямой –
это линейная молекула.
180о
180о
H C
C H
В молекуле BF3 во внешнем слое атома бора находятся три
электронные пары. Поэтому углы между связями B–F составляют
360о/3 = 120о, то есть связи направлены к вершинам равностороннего треугольника: BF3 – треугольная молекула. Такие же углы и в молекуле этилена С2Н4, где атомы углерода имеют sp2-гибридизацию и
образуют по три σ-связи.
F
120
о
F
B
120
о
120
F
о
H
120о
H
120о
C
120
H
C
о
H
20
Наибольшая валентность элементов II периода равна четырем
(например, молекула СН4, ионы NH4+, BF4- и т.д.). В этом случае во
внешнем слое центрального атома находятся четыре электронные
пары, которые занимают sp3-гибридные орбитали и образуют четыре σ-связи. Казалось бы, что здесь углы между связями должны составлять 360о/4 = 90о. Но это не так: орбитали располагаются не в
одной плоскости, а направлены к вершинам тетраэдра.
В результате угол между связями возрастает до 109о, и взаимное отталкивание электронов уменьшается.
Таким образом, частицы СН4, NH4+, BF4- имеют тетраэдрическую
форму.
+
H
H
¯
H
H
С
H,
H
N
H
B
H
,
H
H
H
H
Это же направление связей сохраняется и тогда, когда часть
орбиталей занята неподелѐнными электронными парами7.
N
H
O
H N H
H , или
H
H
H
H
молекула NH3 (форма пирамиды)
H O
H
, или
молекула Н2О (угловая форма)
У элементов III-го и последующих периодов часто встречается
sp d -гибридизация. В этом случае шесть гибридных орбиталей направлены к вершинам октаэдра, и все углы между связями равны
90о. Пример – молекула SF6.
3 2
F
F
,
или
S
F
F
F
F
7
Неподеленные электронные пары необходимо учитывать, так как они тоже участвуют в межэлектронном отталкивании.
21
2.7. Делокализованная связь
Как показывают примеры, каждая общая электронная пара связывает два атома, то есть общие электроны сосредоточены (локализованы) между двумя атомными ядрами. Но в некоторых молекулах
образуются делокализованные связи.
Делокализованная связь – это связь, которая одновременно соединяет больше двух атомов.
!
Пример 16. Строение молекулы азотной кислоты HNO3.
Максимальное число ковалентных связей, которое может образовать атом азота, равно четырем (см. с. 10). В молекуле HNO3 азот
находится в состоянии sp2-гибридизации и образует три гибридные
σ-связи. Каждая из них, как обычно, соединяет два атома. Однако
четвертая связь делокализована и соединяет азот сразу с двумя
атомами кислорода.
H
O
σ
σ
O
N
σ
делокализованная
связь
O
Пример 17. Строение молекулы бензола C6H6.
В бензоле углерод имеет sp2-гибридизацию. Атомы углерода
образуют кольцо (плоский цикл), в котором каждый атом использует
две гибридные орбитали для σ-связей с соседними атомами цикла, а
третью – для σ-связи с водородом.
H
H
C
C
C
C
C
H
или
H
C
H
H
22
Негибридная р-орбиталь каждого углеродного атома перпендикулярна плоскости молекулы и перекрывается с такими же орбиталями двух соседних атомов цикла над плоскостью и под ней. В результате образуется кольцевая молекулярная орбиталь, общая для
всех углеродных атомов.
Шесть электронов (по одному от каждого атома), которые находятся на этой орбитали, также принадлежат одновременно всем
атомам углерода в молекуле. За счет них в молекуле бензола возникает делокализованная π-связь. Структурная формула бензола показана на рисунке.
H
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
делокализованная
связь
H
Делокализация увеличивает прочность связи. Вещества с такими связями устойчивы, их много в природе.
3. ИОННАЯ СВЯЗЬ
Электроотрицательность неметалла много больше, чем металла. Когда такие элементы соединяются друг с другом, связь становится настолько полярной, что валентные электроны металла практически полностью переходят к неметаллу8. В результате атомы получают электрические заряды: металл – положительный заряд, а
неметалл – отрицательный. Другими словами, образуются катионы
металла и анионы неметалла.
8
Полного (на 100%) смещения электронов не происходит. Считают, что связь будет
ионная, если электроны принадлежат неметаллу больше, чем на 75%.
23
Пример 18. Образование хлорида натрия NaCl.
Во внешнем слое атома хлора Cl0 (3s23p5) содержится 7 электронов. Для его завершения (8е-) хлор отбирает один электрон у натрия и превращается в анион Cl¯ (3s23p6).
Атом натрия Na0 (3s1) теряет свой единственный валентный
электрон и превращается в положительно заряженный катион Na+.
Теперь натрий, как и хлор, имеет завершенный 8-электронный внешний слой (2s22p6).
e+11
2 e- 8 e- 1 e-
атом натрия Na0
(Z = 11 - 11 = 0)
2 e- 8 e- 7 e-
+17
атом хлора Cl0
(Z = 17 - 17 = 0)
+11
2 e- 8 e-
катион натрия Na+
(Z = 11 - 10 = +1)
+17
2 e- 8 e- 8 e-
анион хлора Cl(Z = 17 - 18 = -1)
e-
или
Na0 + Cl0 → Na+ + Clатомы
ионы
Ионы Na+ и Cl¯ имеют противоположные заряды. Поэтому они
притягиваются друг к другу, и между ними образуется ионная связь:
Na+ + Cl- → Na+Cl-.
Общий результат.
Na0 – е- → Na+
Cl0 + е- → ClNa0 + Cl0 → Na+ + Cl- → Na+ClВывод: в веществе NaCl ионная связь.
!
Ионная связь – это связь между металлом и неметаллом,
которая образуется в результате притяжения противоположно заряженных ионов.
Пример 19. Образование оксида натрия Na2O.
Во внешнем слое атома кислорода О0 (2s22p4) не хватает двух
электронов для его завершения. Однако атом натрия Na0 (3s1) может
передать кислороду только один электрон. Поэтому атом кислорода
взаимодействует с двумя атомами натрия.
24
0
-
2Na – 2е → 2Na
O0 + 2е- →O2-
+
2Na0 + O0 → 2Na+ + O2- → Na2+O2Вывод: в веществе Na2O ионная связь.
Ионная связь отличается от ковалентной тем, что она ненаправленная. Это значит, что ион притягивает другие ионы одинаково
хорошо во всех направлениях. Кроме того, это ненасыщаемая связь:
каждый ион стремится собрать вокруг себя как можно больше ионов
с противоположным зарядом. Их количество зависит только от их
размера и заряда, но не от электронного строения. Например, в хлориде натрия NaCl каждый ион Na+ окружен шестью ионами Cl-, а каждый ион Cl- - шестью ионами Na+.
Na+
Cl-
Степень окисления элементов в ионных веществах равна заряду иона. Например, в оксиде натрия СО(Na) = +1 и СО(О) = -2.
Валентность для ионных соединений не используют.
4. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Металлы имеют маленькую электроотрицательность. Атомы металла не присоединяют дополнительные электроны (не образуют
анионы). Напротив, они легко отдают свои валентные электроны и
превращаются в катионы.
Таким образом, кристалл металла состоит из катионов и потерянных атомами электронов9. Эти электроны принадлежат одновременно всем атомам кристалла. Они свободно движутся в кристалле,
9
В кристалле металла присутствуют также нейтральные атомы: потеря электронов металлом – это обратимый процесс, поэтому катион металла может снова на некоторое
время присоединить электрон и превратиться в атом (М0 – nе- ↔ Мn+).
25
притягивают положительно заряженные катионы металла и удерживают их вместе. Так образуется металлическая связь.
катионы
электроны
Металлическая связь – это химическая связь в кристалле
металла, которая образуется в результате притяжения
катионов металла к электронам, общим для всех атомов.
!
Металлическая связь, как и ионная, – это ненаправленная и ненасыщаемая связь: каждый атом металла окружает себя максимальным числом других атомов, поэтому металлы имеют большую
плотность.
В одном и том же веществе могут одновременно быть разные
связи. Например, в хлориде аммония NH4Cl связь между NH4+ и Clионная, а между азотом и водородом в NH4+ - ковалентная.
Общая схема видов химической связи показана на рисунке.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Ковалентная
(неметалл – неметалл)
неполярная
полярная
(ЭО1 = ЭО2)
(ЭО1 < ЭО2)
сигма
пи
сигма
пи
Ионная
Металлическая
(металл – неметалл)
(ЭО1 << ЭО2)
(металл – металл)
26
5. ТЕОРИЯ МОЛЕКУЛЯРНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
Согласно этой теории орбитали взаимодействующих атомов
(АО) в результате перекрывания изменяют свою форму и энергию и
превращаются в молекулярные орбитали (МО). Теперь валентные
электроны получают возможность выйти за пределы атомов и начинают двигаться по всей молекуле.
Виды молекулярных орбиталей:
1) связывающие молекулярные орбитали. Электроны, которые
находятся на связывающих МО, движутся в пространстве между
атомами. Они притягивают и удерживают атомные ядра. В результате связь между атомами усиливается. При переходе электронов с
атомных орбиталей на связывающие молекулярные орбитали энергия этих электронов уменьшается, и часть энергии выделяется;
2) разрыхляющие молекулярные орбитали. Электроны на разрыхляющих молекулярных орбиталях уходят из межатомной области. Они больше не препятствуют взаимному отталкиванию ядер, поэтому связь между атомами нарушается. Заполнение электронами
разрыхляющих МО идет с поглощением энергии;
3) несвязывающие молекулярные орбитали. Атомные орбитали
участвуют в образовании МО только в том случае, когда их симметрия (направление в пространстве) одинаковая, а энергии близкие.
Если симметрия орбитали отличается от симметрии АО соседних
атомов, то такая орбиталь становится молекулярной, не изменяя
своей энергии. Это несвязывающая молекулярная орбиталь. Электроны, которые занимают несвязывающие МО, не влияют на прочность связи.
Электронное строение молекул описывают электронные формулы, где символы в скобках указывают тип орбитали, а цифра за
скобками – количество электронов на ней. Например, запись (σ1sсв)2
означает, что на связывающей сигма-МО, которая образована атомными 1s-орбиталями, находятся 2 электрона; (π2рхразр)1 – эта разрыхляющая молекулярная π-орбиталь образована 2рх-АО и содержит 1
электрон. Часто применяют сокращенные обозначения: σs2 вместо
(σ1sсв)2, πх*1 вместо (π2рхразр)1 и т.д. Наконец, вместо электронно-графических формул для молекул используют энергетические
диаграммы: чем ниже на диаграмме изображена молекулярная ор-
27
биталь, тем меньше ее энергия, тем раньше она заполняется электронами.
Молекулярные орбитали заполняются электронами по тем же
правилам, что и атомные орбитали:
сначала электроны занимают МО с наименьшей энергией, затем с более высокой, затем с еще более высокой энергией и так далее (принцип минимальной энергии);
на молекулярной орбитали может находиться не более двух
электронов с противоположными значениями спинов, то есть одна
электронная пара (принцип Паули). Каждая электронная пара на
связывающих МО создает одну химическую связь, а на разрыхляющих МО разрушает одну связь. Поэтому количество связей между
атомами (порядок связи n) зависит от разности числа электронов на
связывающих и разрыхляющих МО (есв и еразр). Его находят по формуле:
n есв еразр .
2
Если на связывающих молекулярных орбиталях электронов больше, чем на разрыхляющих, то порядок связи больше нуля, то есть между атомами образуется связь;
если несколько молекулярных орбиталей имеют равную энергию (вырожденные орбитали), то эти орбитали принимают сначала
по одному электрону с одинаковыми спинами, и только потом начинается их заполнение вторыми электронами (правило Хунда).
Количество МО равно общему числу изменившихся АО, причем
половина из них будет связывающими, а другая половина – разрыхляющими. Например, s-орбитали двух атомов превращаются в
две молекулярные -орбитали: связывающую и разрыхляющую.
энергия Е
разрыхляющая -МО
Е АО
+
s-АО
Е разр МО
s-АО
связывающая -МО
Е св МО
0
28
Таким образом, для элементов I периода получается следующая диаграмма молекулярных энергетических уровней двухатомной
молекулы.
Е
разр
1s
1s
1s
св
1s
АО
МО
АО
Две 1s-орбитали атомов превращаются в две молекулярные орбитали, одна из которых – связывающая МО – имеет энергию ниже,
а другая – разрыхляющая МО – выше, чем атомные орбитали.
Пример 20. Устойчивость частиц Н2, Н2+ и Н2.¯
Молекула водорода Н2 состоит из двух атомов Н (1s1) и содержит два электрона. Эти электроны занимают связывающую молекулярную 1sсв-орбиталь. Электронная формула Н2: ( 1sсв)2.
Молекула водорода может потерять электрон: Н20 – е- → Н2+.
В результате образуется молекулярный катион Н2+, у которого
на связывающей молекулярной 1sсв-орбитали остался только один
электрон. Электронная формула Н2+: ( 1sсв)1.
Кроме того, существует молекулярный анион Н2¯ (Н20 + е- → Н2¯ ),
в котором три электрона: два на связывающей 1sсв и один на разрыхляющей 1sразр-орбитали. Электронная формула этого аниона:
( 1sсв)2( 1sразр)1.
Распределение электронов по молекулярным энергетическим
уровням этих частиц показано в таблице.
Частица
Катион Н2+
Молекула Н2
разр
разр
1s
Молекулярные орбитали
2
0,5
1s
св
1s
св
1- 0
разр
1s
1s
есв е разр
Порядок связи n
2
Анион Н2¯
2-0
2
1
св
1s
2 -1
2
0,5
29
Таким образом, в молекуле водорода Н2 химическая связь одинарная (n=1). В молекулярных ионах Н2+ и Н2– порядок связи в два
раза меньше (n=0,5). Следовательно, связь между атомами в этих
ионах приблизительно в два раза слабее, чем в молекуле.
Пример 21. Устойчивость частиц Не2+ и (Не2).
В каждом атоме гелия Не (1s2) есть два электрона. Поэтому молекула Не2 должна содержать четыре электрона, а молекулярный
катион Не2+ - три.
Катион Не2+
Частица
(Молекула Не2)
разр
разр
1s
Молекулярные орбитали
1s
св
св
1s
1s
Электронная формула
есв е разр
Порядок связи n
2
(
1s
св 2
)(
2 -1
2
разр 1
)
1s
0,5
(
1s
св 2
)(
разр 2
)
1s
2-2
0
2
Электронное строение ионов Не2+ и Н2– одинаковое: в катионе
гелия связь тоже имеет дробный порядок n=0,5. А нейтральная молекула гелия Не2 не существует: порядок связи n=0, то есть связи
между атомами гелия нет.
У элементов II периода валентные электроны находятся во
внешнем слое и занимают четыре валентные орбитали: одну 2s- и
три 2р-орбитали. Когда два одинаковых атома соединяются друг с
другом, то 8 атомных орбиталей (по 4 от каждого атома) образуют
8 молекулярных орбиталей: четыре связывающие и четыре разрыхляющие. При этом 2s- и 2рх-АО, направленные вдоль линии связи,
образуют сигма-МО (σs и σх), а перпендикулярные к этой линии 2рy- и
2рz-АО превращаются в молекулярные пи-орбитали (πy и πz).
Порядок изменения энергии молекулярных орбиталей и, следовательно, порядок их заполнения электронами немного различаются
у элементов начала и конца периода.
30
Е
σx*
πy*
σx*
πz*
2pz2рy 2рх
2рх 2рy 2pz
πy
πz
2px 2рy 2pz
σx
πz
σs*
σs*
2s
2s
МО
2s
2s
2s
2s
σs
σs
АО
πz*
2pz 2рy 2рх
σx
πy
πy*
АО
молекулы Li2, Be2, B2, C2, N2
АО
МО
АО
молекулы O2, F2, Ne2
Пример 22. Устойчивость частиц O2, F2, (Ne2).
Атомы кислорода О (1s22s22p4), фтора F (1s22s22p5) и неона Ne
(1s22s22p6) содержат 6, 7 и 8 валентных электронов, а молекулярные
орбитали внешнего слоя их двухатомных молекул (O2, F2 и Ne2) –
соответственно 12, 14 и 16 электронов. Последовательность заполнения молекулярных орбиталей была указана выше:
σs < σs* < σx < πy=πz < πy*=πz* < σx* .
Молекула кислорода O2 ( s2 s*2 x2πy2πz2πy*1πz*1) содержит на
связывающих МО на 4 электрона больше, чем на разрыхляющих.
Эти две избыточные электронные пары создают две связи: одну
сигма- и одну пи-связь. Следовательно, в молекуле О2 двойная
связь.
В молекуле фтора F2 ( s2 s*2 x2πy2πz2πy*2πz*2) количество электронов на разрыхляющих орбиталях увеличивается. Теперь связывающие и разрыхляющие π-орбитали содержат одинаковое число
электронов (по две электронные пары). Избыточная электронная па-
31
ра осталась только на связывающей x-орбитали. Эта пара создает
между атомами фтора одинарную сигма-связь.
В молекуле Ne2 ( s2 s*2 x2πy2πz2πy*2πz*2 x*2) связывающие и разрыхляющие орбитали должны быть заполнены электронами в равной степени. Электроны на разрыхляющих орбиталях полностью
разрушают связь, которую создают связывающие электроны. Поэтому порядок связи будет равен нулю: молекула Ne2 не существует.
Молекула
O2
F2
*
*
x
πy*
πz*
πy*
πz*
πy*
πz*
πy
πz
πy
πz
πy
πz
x
x
s
*
s
Порядок связи
*
x
x
Энергетическая
диаграмма
молекулы
(Ne2)
8-4
2
2
x
s
*
s
s
s
8-6
1
2
*
8-8
0
2
Двухатомные молекулы сложных веществ состоят из атомов с
разной электроотрицательностью. Чем больше электроотрицательность элемента, тем меньше энергия его атомных орбиталей и тем
ниже они находятся на энергетической диаграмме. В результате
атомные орбитали комбинируют в новых сочетаниях, порядок расположения молекулярных орбиталей изменяется, а диаграмма становится несимметричной. Еще труднее составлять энергетические
диаграммы многоатомных молекул.
В то же время теория молекулярных орбиталей оказывается
очень полезной. Она позволяет лучше понять химическую связь и
объяснить результаты наблюдений.
6. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СИЛЫ
Кроме прочной химической связи (ковалентной, ионной, металлической) существуют и слабые связи, которые действуют между
32
молекулами, – силы Ван-дер-Ваальса. Эта группа связей включает
диполь-дипольное взаимодействие и дисперсионные силы.
6.1. Диполь-дипольное взаимодействие
Диполь-дипольное взаимодействие происходит между полярными молекулами (диполями), в одной части которых постоянно сосредоточен небольшой положительный заряд δ+, а в другой – равный ему по величине отрицательный заряд δ-. Эти заряды (полюса
диполя) притягивают к себе противоположно заряженные концы окружающих молекул, и между молекулами возникает связь.
δ+
δ-
δ-
δ+
δ+
δ-
δ-
δ+
δ+
δ-
Прочность такой связи невелика, так как заряды δ небольшие и
притяжение между диполями слабое.
6.2. Дисперсионные силы
В неполярных молекулах, как и в изолированных атомах, центры
положительных и отрицательных зарядов в среднем совпадают –
находятся в одной и той же точке пространства (см. с. 8 пример 5).
Однако в каждый данный момент времени это совпадение нарушается: электроны в молекуле движутся, центр отрицательных зарядов
смещается, и частица в это мгновение становится диполем. В следующий момент времени электроны концентрируются в другой части
молекулы (или атома), и направление диполя изменяется, причем
этот процесс повторяется непрерывно.
– +
↔
–
+
↔
+ –
↔
+
–
Таким образом, любая даже неполярная в среднем молекула
или атом – это мгновенный диполь, направление которого постоянно
изменяется.
В веществе мгновенные диполи соседних частиц (молекул и
атомов) взаимодействуют друг с другом. В результате межэлектрон-
33
ного отталкивания движение электронов в них становится согласованным, синхронным.
+ –
– +
– +
– +
+ –
Разноименные полюса мгновенных диполей оказываются вблизи друг от друга, и появляются силы притяжения – дисперсионные
силы.
Дисперсионные силы очень слабые, так как смещение движущихся электронов и возникающие при этом электрические заряды в
мгновенных диполях малы. В то же время эти силы универсальны,
то есть действуют между всеми частицами вещества. За счет такого
действия любые атомы и молекулы притягиваются друг к другу независимо от своего электронного строения. Это притяжение усиливается с увеличением количества электронов во взаимодействующих частицах (например, в ряду HCl – HBr – HI оно возрастает в связи с увеличением числа электронных слоев в атомах галогенов).
7. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
Водород Н, в соответствии со своей электронной конфигурацией
1
(1s ), должен иметь валентность, равную единице. Действительно, в
соединениях с неметаллами атом водорода образует с помощью
своего неспаренного электрона одну ковалентную связь.
Но, как показывает опыт, если атом водорода связан с фтором
F, кислородом O или азотом N, он может присоединить еще один
атом такого элемента посредством особой водородной связи10, например:
Hδ+– Fδ- ···· Hδ+– Fδ- .
Эта связь слабее ковалентной связи, но гораздо прочнее межмолекулярных связей, которые возникают в результате диполь-дипольного и
тем более дисперсионного взаимодействия.
10
Водородную связь обозначают точками (·····) или пунктиром (- - - -).
34
Дело в том, что фтор, кислород и азот – это наиболее электроотрицательные элементы. Полярность их связи с водородом больше, чем у других неметаллов. Соответственно, возрастают заряды δ
и взаимное притяжение диполей.
Другая причина заключается в расстоянии между диполями. Радиус атома водорода очень мал11, и он становится гораздо меньше,
когда единственный электрон водорода сильно смещается к электроотрицательному элементу, например к фтору. Поэтому положительно заряженный водород Hδ+ может подойти к отрицательно заряженному полюсу соседнего диполя очень близко, и сила притяжения диполей увеличивается.
Есть еще одна важная причина повышенной прочности водородной связи. Смещение единственного электрона водорода к другому неметаллу настолько велико, что 1s-орбиталь его атома оказывается в значительной степени свободной. Теперь она может частично заполняться неподеленной электронной парой неметалла (F,
O, N), входящего в состав другого диполя12. Другими словами, водородная связь по своим свойствам напоминает донорно-акцепторную
связь.
Итак, связь между частицами вещества может быть разная (см.
схему).
СВЯЗЬ
Химическая
(ковалентная,
ионная,
металлическая)
Водородная
Диполь-дипольное
взаимодействие
Дисперсионное
взаимодействие
8. АГРЕГАТНЫЕ СОСТОЯНИЯ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
ВЕЩЕСТВА
Как известно, большинство веществ может существовать в трех
агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном. При изме11
Атом водорода – наименьший из всех атомов, так как содержит только один электрон.
Водородная связь может быть и внутримолекулярной, то есть образоваться между
атомами одной и той же молекулы.
12
35
нении условий (температуры, давления) вещества переходят из одного состояния в другое: при нагревании твердое вещество плавится
и превращается в жидкость, которая при более высокой температуре
кипит и превращается в газ.
Агрегатные состояния вещества различаются видом связей между составляющими его атомами, молекулами или ионами, а также
расположением и свободой перемещения этих частиц в веществе.
В твердом состоянии вещества образуют кристаллы. Структурные единицы вещества (то есть атомы, молекулы или ионы) располагаются в кристаллах в определенном строгом порядке: каждая
частица занимает свое положение и не может свободно перемещаться в другое место.
В жидкостях связи между частицами нарушаются, поэтому свобода движения частиц увеличивается. Теперь частицы могут перемещаться, хотя и не отрываются полностью друг от друга.
В газообразном состоянии частицы вещества практически свободны. Они занимают весь объем сосуда, в котором находится газ,
то есть своего объема газы не имеют.
В зависимости от того из каких частиц состоит кристалл и от вида связей между ними, кристаллы могут быть молекулярными, атомными, ионными и металлическими.
Молекулярные кристаллы состоят из молекул, в которых атомы неметаллов соединены прочными ковалентными связями. Однако связи между молекулами во много раз слабее. Иногда это водородные связи, но чаще межмолекулярные связи, возникающие в результате диполь-дипольного или дисперсионного взаимодействия
молекул. Такие связи легко разрываются уже при невысокой температуре или при небольшом механическом воздействии. Поэтому молекулярные вещества имеют небольшую твердость13, легко плавятся и кипят. Особенно низкие температуры плавления и кипения наблюдаются у веществ с небольшими неполярными молекулами. При
комнатной температуре (20÷250С) все связи между такими молекулами полностью разрушены, поэтому в обычных условиях такие ве13
В отличие от твердого агрегатного состояния твѐрдость – это физическое свойство
вещества. В зависимости от своей твердости вещества могут быть твердыми (стекло,
хром, алмаз) и мягкими (графит, свинец, парафин).
36
щества – газы. В результате большой летучести14 многие молекулярные вещества имеют запах.
Чем больше электронов в молекулах, тем сильнее межмолекулярное взаимодействие. Поэтому, например, температуры плавления и кипения галогенов увеличиваются в ряду F2 - Cl2 - Br2 - I2 (F2 и
Cl2 – газы, Br2 – жидкость, I2 – твердое вещество).
В кристаллах полярных веществ к дисперсионным силам добавляется диполь-дипольное взаимодействие молекул. Связи между молекулами усиливаются, и температуры плавления и кипения возрастают.
Аномально высокие температуры плавления и кипения имеют
вещества, в которых молекулы связаны водородными связями. Например, такие связи существуют между атомами водорода и кислорода разных молекул воды. Поэтому, в отличие от газообразного сероводорода H2S, вода H2O – это жидкость.
Молекулярные вещества состоят из электронейтральных частиц
– молекул. Поэтому они не проводят электрический ток.
К молекулярным веществам относятся:
- многие простые вещества-неметаллы (H2, N2, O2, O3, белый
фосфор Р4, S8, галогены F2, Cl2, Br2, I2, инертные газы);
- бинарные соединения неметаллов с водородом (NH3, PH3, H2O,
H2S, HCl, HBr и другие);
- многие оксокислоты, в том числе H2SO4, CH3COOH;
- многие оксиды неметаллов (CO, CO2, N2O, NO, NO2, SO2, SO3,
Cl2O и другие);
- почти все органические вещества (спирт, сахар и т.д.).
Металлические кристаллы – металлы – состоят из катионов металла, между которыми свободно движутся электроны (см. с. 24). Под
действием электрического поля эти электроны начинают двигаться в
одном направлении, то есть в металле возникает электрический ток.
Одновременно они переносят и тепловую энергию. Следовательно, металлы имеют хорошую электрическую и тепловую проводимость.
Другое свойство, которое обусловлено делокализованными электронами – это внешний вид металлов. Такие электроны хорошо отражают свет, поэтому металлы непрозрачны, имеют металлический
блеск и, в большинстве случаев, одинаковый серебристо-серый цвет.
14
Летучесть – это способность вещества превращаться в газ.
37
Металлическая связь прочная, поэтому металлы имеют высокие
температуры плавления и кипения: при комнатной температуре все
они, за исключением ртути Hg, – нелетучие твердые вещества без
запаха. По той же причине металлы не растворимы.
Металлическая связь ненаправленная, при деформации металла она не сохраняется. Поэтому металлы пластичны: они могут изменять свою форму, не разрушаясь.
Кроме металлов металлические кристаллы образуют их сплавы.
Ионные кристаллы состоят из катионов и анионов (см. с. 23).
Несмотря на то, что ионы имеют электрические заряды, ионные вещества в твердом состоянии не проводят электрический ток, так как
ионы не могут свободно перемещаться в кристалле. Однако при
плавлении таких кристаллов ионы получают свободу движения, и образующиеся расплавы имеют большую электрическую проводимость.
Ионная связь между катионами и анионами прочная, поэтому
ионные соединения – это твердые нелетучие вещества без запаха с
высокими температурами плавления и кипения. Многие из них хорошо растворяются в воде.
Ионные кристаллы хрупкие, так как даже при небольшой деформации одноименно заряженные ионы сближаются, взаимно отталкиваются, и кристалл разрушается.
Ионные кристаллы образуют соли, щелочи и многие основные
оксиды.
Атомные кристаллы состоят из атомов неметаллов, связанных ковалентными связями. Связи эти прочные, поэтому температуры плавления атомных кристаллов очень высокие. Вещества, которые образуют атомные кристаллы, тугоплавкие, очень твердые, не
имеют запаха и не растворяются ни в каких растворителях.
Вещества такого типа хрупкие, так как любое смещение атомов
нарушает перекрывание орбиталей и, следовательно, уничтожает
связь.
Атомы не имеют электрического заряда, поэтому ни атомные
кристаллы, ни их расплавы не проводят электрический ток.
Это самая малочисленная группа веществ. Она включает простые вещества, образованные р-элементами средних групп периодической системы (B, Si, C в форме алмаза, красный фосфор), неко-
38
торые соединения тех же элементов (например, SiO2, SiC, BN), а
также оксиды некоторых металлов.
ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Все связи в веществе, независимо от их вида, образуются в результате электромагнитного взаимодействия электронов с атомными
ядрами и друг с другом. Однако вид связи во многом определяет
свойства вещества. При этом от вида связи зависят не только физические свойства вещества (температуры плавления и кипения, растворимость, плотность, электропроводность и другие), но и его химические свойства. В химических реакциях происходит разрыв старых и образование новых связей между атомами, в результате чего
образуются новые вещества. Важно знать, в каком направлении и с
какой скоростью пойдет химический процесс. Ответить на эти вопросы можно только после изучения характеристик связей в реагентах и
продуктах реакции. Изучение химических связей позволяет создавать новые вещества, разрабатывать новые промышленно важные
производства.
ЛИТЕРАТУРА
1. Капустян, А. И. Химия для студентов-иностранцев подготовительных факультетов вузов / А. И. Капустян, Т. В. Табенская. – М.:
Высш. шк., 1990.
2. Рудзитис, Г. Е. Химия. Неорганическая химия. 8 класс / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – М.: Просвещение, 2011.
39
ОГЛАВЛЕНИЕ
1. Взаимодействие атомов. Химическая связь .................................
2. Ковалентная связь ..........................................................................
2.1. Механизмы образования ковалентной связи .........................
2.1.1. Обменный механизм ......................................................
2.1.2. Донорно-акцепторный механизм ..................................
2.2. Полярность ковалентной связи и полярность молекул .........
2.3. Порядок ковалентной связи, валентность и степень
окисления элемента.................................................................
2.4. Перекрывание орбиталей ........................................................
2.5. Гибридизация орбиталей .........................................................
2.6. Геометрическая форма молекул .............................................
2.7. Делокализованная связь .........................................................
3. Ионная связь ...................................................................................
4. Металлическая связь ......................................................................
5. Теория молекулярных орбиталей ..................................................
6. Межмолекулярные силы.................................................................
6.1. Диполь-дипольное взаимодействие .......................................
6.2. Дисперсионные силы ...............................................................
7. Водородная связь ...........................................................................
8. Агрегатные состояния и физические свойства вещества ...........
Заключение..........................................................................................
Литература ..........................................................................................
3
3
4
4
6
6
8
12
15
19
21
22
24
26
31
32
32
33
34
38
38
Учебное издание
МЕДВЕДЕВ Алексей Александрович
САМОЙЛИК Лариса Сергеевна
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ
ПО КУРСУ ОБЩЕЙ ХИМИИ
ДЛЯ СТУДЕНТОВ-ИНОСТРАНЦЕВ
ПОДГОТОВИТЕЛЬНОГО ФАКУЛЬТЕТА
ЧАСТЬ 3
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ АТОМА
Редактор Бугольц М.Н.
Подписано в печать 22.03.2013 г. Формат 60x84/16. Печать офсетная.
Усл. печ. л. 2,5. Уч.-изд. л. 2,0. Тираж 400 экз. Заказ
.Цена 40 руб.
Ротапринт МАДИ. 125319, Москва, Ленинградский пр-т, 64